Propiedades Coligativas. Teoría y Ejercicios resueltos

PROPIEDADES COLIGATIVAS

Las propiedades coligativas son aquellas que están muy relacionadas con el cambio de ciertas propiedades físicas en los solventes cuando le agregamos a estos una cantidad determinada de un soluto no volátil. Específicamente las propiedades que varían son: Punto de ebullición (aumento ebulloscópico), Punto de congelación (descenso crioscópico), Descenso de la presión del vapor y la aparición de la Presión Osmótica.

Estas cuatro propiedades no variarían o no aparecerían si no se agregara el soluto a un solvente puro. Obviamente las moléculas del soluto interaccionan o interfieren en el normal movimiento de las moléculas del solvente afectando seriamente a estas propiedades mencionadas.

Estos cambios se pueden cuantificar a través de fórmulas. En el caso de las variaciones de los puntos de ebullición y de fusión la fórmula siguiente es la más utilizada.

∆T = K.m  (Kb en el caso del ascenso ebulloscópico y Kc en el caso del descenso crioscópico).

La m expresa la molalidad de la solución. Recordando brevemente el concepto de molalidad, es la cantidad de moles de soluto por cada 1000 gramos de solvente. La K tiene como unidad al grado/m o sea grado centígrado dividido la molalidad. De esta manera se cancelan m con m y queda el grado de temperatura cuando calculamos al ∆T. se debe aclarar que el valor de los K depende del solvente usado en cuestión.

En la mayoría de los problemas de propiedades coligativas se usa como solvente al agua (solvente universal).  La Kb es 0.52 °C/m y para Kc es 1.86 °C/m.

De manera que en los problemas nos pueden preguntar cualquiera de las tres partes de la fórmula. K, m o ∆T.  Generalmente nos preguntan ∆T. Pero con simples despejes matemáticos se puede averiguar lo que nos pregunten.

También suele usarse en algunos cursos avanzados de química otra fórmula que si bien parece algo extensa es más práctica si nos dan como datos las masas de soluto y de solvente (agua). No es más que una adaptación a la anterior.

∆T =(K.g.1000)/(P.M sto . G)

G = masa de solvente (agua). g = masa de soluto. K (de ebullición o de congelación según corresponda).

Descenso  de la presión de vapor:

La presión de vapor de un solvente con un soluto no volátil (Solución), es menor que la presión del mismo solvente en estado puro.  Este suceso también se puede cuantificar gracias a la ley de Rault. Sostiene que la presión de un solvente en una solución a determinada temperatura es igual a la presión de vapor del mismo solvente puro multiplicada por la fracción molar de este solvente en la solución a la misma temperatura.

P1 = P1° .  X1

Recordemos que la fracción molar de un componente en una solución no tiene unidad.  Las presiones, en cambio se pueden medir en muchas unidades, como atmósferas, milímetros de Mercurio (mmHg), etc. lo importante es que ambas presiones estén en la misma unidad. De esta forma se cancelaran sin problemas.

Presión Osmótica:

La ósmosis es un fenómeno que se origina cuando dos soluciones de distinta concentración se ponen en contacto a través de una membrana semipermeable. De manera que solo pueden pasar ciertas moléculas. En este caso las de agua. Hasta que ambas soluciones tengan la misma concentración. Si queremos impedir este pasaje tendríamos que aplicar una presión sobre la solución más concentrada para impedir que las moléculas de agua penetren en esta. Esta presión es la presión osmótica. También la podemos calcular por fórmula.

∏ = M.R.T

∏ es la presión osmótica, M es la molaridad de la solución, R es la constante universal de los gases, cuyo valor es de ( 0,082 atm.litro/°K.mol). y T es la temperatura absoluta o sea en grados Kelvin (°K). Con estas unidades es fácil darse cuenta que la presión osmótica la obtendremos en atmósferas. También la R la podemos hallar con el valor de (8.314 J/K.mol).

Todas las formulas expuestas están basadas en solutos no iónicos. Cuando tenemos solutos iónicos la situación varía.  Los solutos iónicos se disocian en iones. Es decir, de una partícula se generan 2 o más al disociarse. Teniendo en cuenta que las propiedades coligativas dependen del número de partículas de soluto, un soluto iónico generara varias partículas y se incrementará el efecto coligativo de manera proporcional.  Las fórmulas en estos casos son las mismas nada más que agregamos el factor i. Por ejemplo:

En el caso del cloruro de sodio (ClNa). Una sal que se disocia en agua. Aparecerán dos iones a partir de una molécula.

ClNa  →  Cl +  Na+

El valor de i es 2 por aparecer dos iones. De manera que si quisiéramos averiguar el aumento ebulloscópico en una solución. La fórmula

∆T = Kb . m  será

∆T = Kb . m . i

O sea que el efecto de la variación de la temperatura será multiplicado por dos. El doble. Con respecto a la misma cantidad de un soluto que no es iónico. Este mismo factor i se usa en todas las demás fórmulas ya expuestas. Los solutos iónicos son, todas la sales, los ácidos fuertes y las bases fuertes como los hidróxidos de calcio, sodio, magnesio, litio, etc. otros como la glucosa, urea etc. son no iónicos.

EJERCICIOS:

1) Calcula el aumento de temperatura de 800 grs. de agua después de añadirle 36 gramos de glucosa.  Peso molecular de la glucosa (180 grs.)

Aplicamos la fórmula de variación de temperatura.

∆T = Kb . m

Primero debemos calcular la molalidad (m).

Tenemos que transformar los gramos de glucosa en moles. Usamos la siguiente conversión:

36 grs.  1mol / 180 grs. = 0.2 moles de glucosa.

Después calculamos la molalidad. Como molalidad es la cantidad de moles de soluto que hay en 1000 gramos de solvente. Y nosotros sabemos que hay 0.2 moles de soluto en 800 grs.  de solvente. El cálculo es sencillo.

1000 grs. 0.2 mol / 800 grs. =  0.25 m

∆T = 0.52°C/m . 0.25 m = 0,13 °C.

Entonces si sabemos que el agua pura hierve a 100°C. En este caso alcanzará su punto de ebullición a los 100.13°C.

2) Calcula el aumento del punto de ebullición y el descenso del punto de congelación de una solución que está formada con 640 grs. de agua y 45 grs. de Urea. PM = 60.

En este caso usamos la misma fórmula, pero ambas constantes ya que nos preguntan por ambos puntos. Primero debemos calcular la molalidad.

Los moles se calculan dividiendo la masa de 45 gramos por el peso molecular. Como antes. 45/60 nos dan 0.75 moles de soluto.

1000 grs. 0.75mol / 640 grs.= 1.17 m

∆T = 0.52°c/m . 1.17m = 0.61°C.

El punto de ebullición de esta solución será de 100.61°C

Para el descenso crioscópico hacemos el mismo procedimiento.

∆T = 1.86°C/m . 1.17m = 2.18 °C.

El punto de congelación del agua pura es de 0°C a una atmósfera de presión. (Presión normal). Por lo tanto si restamos a esta cantidad el valor del ∆T como corresponde tendremos como punto de congelación  T = -2.18 °C.

3) Qué cantidad de soluto se le habrá agregado a 2 litros de agua pura si experimento después una disminución en el punto de congelación de 3,2°C?.

Debemos ante todo calcular su m.

∆T = Kc . m Si despejamos de aquí la molalidad nos queda:

m = ∆T/Kc

m = 3.2°C/1.86°C/m = 1.72 m.

Esto significa que en 1000 grs. de agua hay 1.72 moles de soluto. Como cada litro de agua corresponde a 1000 grs. de agua. Si tenemos 2 litros serán 2000 grs. de agua.  Por lo tanto.

2000 grs. 1.72 mol / 1000 grs. = 3.44 moles de soluto.

4) A cuánto ascenderá el punto de ebullición de una solución que tiene 400 grs. de agua y 28 grs. de urea.

Podemos usar la fórmula:

Δ T = (0,52°C/m x 28 grs x 1000) / (180grs/mol x 400 grs)

Δ T = 0,202°C

La temperatura final de ebullición para esta solución es de 100.202°C.

5) A que temperatura congelará el agua de un radiador de automóvil si se le agregan 1 litro de dietilenglicol a 2 litros de agua?. Densidad = 1.118 grs./ml. PM = 106

Tenemos que calcular la molalidad:

La masa del anticongelante añadido es de:

Masa = 1.118 grs./ml x 1000ml = 1118 grs.

Pasado a moles nos da:

1118 grs./106 grs./mol = 10.547 moles.

Molalidad (m) = (1000 grs x 10,547 moles)  /  (2000 grs)

m = 5,273 m

∆T = 1.86°C/m x 5.273 m = 9.81°C

El agua del radiador congelará a – 9.81°C ( 9.81°C bajo 0).

Disminución de la presión de vapor:

6) Cuál será la presión de vapor de una solución de 32 gramos de NaOH y 640 gramos de agua a 25°C?. La presión de vapor de agua en estado puro es 23.776 mmHg.

Sabemos que la ley de Raoult establece que:

P1 = P1° .  X1

Tenemos el valor de la presión de vapor del agua en estado puro. Pero debemos calcular el valor de la fracción molar del solvente (agua).

La fracción molar de un componente es el número de moles de este dividido el número de moles total.

Calculamos entonces el número de moles del soluto y del agua.

n H2O = 640 grs./18grs./mol

n H20 = 35.55 moles.

n NaOH = 32 grs./40grs./mol

n NaOH = 0.8 moles.

Fracción molar H20 (X H2O) =  ( 35,55 moles H2O)  /  ( 35,55 moles + 0,8 moles)

(X H2O) = 0.978

Ahora finalmente calculamos el valor de la presión de vapor de la solución:

P1 = P1° .  X1

P1 = 23.776  mmHg x 0.978

P1 = 23.253  mmHg.

Disminuyó en comparación  con el valor inicial de 23.776 mmHg.

7) Calcula la presión de vapor a 20°C de 2 litros de una solución que contiene glucosa en una concentración de 0.407M y cuya densidad es de 1.026 grs./ml. P vapor H2O a 20°C = 17.546 mmHg

Aquí debemos calcular la fracción molar del agua:

Para esto debemos conocer la cantidad de moles (n) de ambos componentes, glucosa y agua.

El n de la glucosa que es el soluto en esta solución es igual a:

n glucosa = M . V

n glucosa = 0.407M . 2Lts = 0.814 moles

para calcular el n de agua sacaremos la masa total de la solución y la masa en grs. de glucosa.

Masa de glucosa = 0.814 moles x 180 grs./mol.

Masa de glucosa = 146.52 grs.

La masa de la solución la calculamos con la densidad:

Densidad = masa / volumen

Masa de solución = Densidad x volumen = 1.026 grs./ml x 2000 ml.

Masa de solución = 2052 gramos.

Po lo tanto la masa del solvente será:

Masa solvente (agua) = Masa solución – masa de soluto

Masa solvente = 2052 grs. – 146.52 grs. = 1905.48 grs.

El número de moles de agua será:

n (H2O) = 1905.48grs./ 18 grs./mol

n (H2O) = 105.86 moles.

La fracción molar (X) del agua:

X H2O =  (105,86 moles)  /  ( 105,86 moles + 0,814 moles)

X H2O = 0,992

P1 = P1° x  X1

P1 = 17.546 mmHg x 0.992 = 17.412 mmHg.

8) Cuál será la presión de vapor de agua si se colocan cantidades iguales de agua y de dietilenglicol (densidad = 1.118 grs./ml). PM = 106.

Como los volúmenes son iguales en este caso no será un factor que afecte al resultado. Debemos hallar una expresión para que calculemos la fracción molar.

El n de un compuesto es igual a su masa / PM.

A su vez la masa es igual a la densidad x V.

Entonces:

X H2O = (dxV/PM H2O)  /  [(dxV/PM) + (dxV/PM)]

Los volúmenes se cancelan, quedando la expresión así:

X H2O = (d/PM H2O)  /  [(d/PM) + (d/PM)]

X H2O =  (1/18)  /  [( 1/18 ) + ( 1,118/106 )]

X H2O =   0.833

Presión Osmótica:

9) Averiguar la presión osmótica a 23 °C de una solución que contiene 200 grs. de glucosa en un volumen de 1400 ml de solución.

Como vimos en teoría, la presión osmótica está dada por la formula:

∏ = M.R.T

Tendremos que calcular M (molaridad) en este caso, y luego haremos el cálculo sin dificultad.

Los 200 grs. de glucosa pasados a moles nos dan:

n Glucosa = 200 grs./180 grs. = 1.111 moles.

La M será = (1,111 moles )  /  ( 1,4 lts )

M = 0.794

La temperatura la pasamos a escala kelvin y finalmente calculamos la presión osmótica.

∏ = 0.794M x 0,082 atm.lt/°K.mol x 296°K

∏ = 19.272 atm.

Para finalizar haremos un ejemplo con un soluto no volátil y iónico.

10) Calcular el punto de congelación y de ebullición de una solución que tiene 35 g de cloruro de magnesio (MgCl2) en 150 g de agua.

Esta sal es un electrolito fuerte y como tal se disocia:

MgCl2 →   Mg++ + 2 Cl

El resultado es de 3 iones, por lo tanto el factor i = 3.

La fórmula que podemos usar es:

ΔT = ( Kxg x 1000) x i / (PM sto x G)

ΔT = ( 1,86°C / m x 35 grs x 1000 ) x 3  /  ( 95,3 grs/mol x 150 grs )

∆T = 13.66°C. El punto de congelamiento será de 13.66°C bajo 0.

De la misma manera sacamos el punto de ebullición solamente que cambiamos el valor de K.

∆T = 3.82°C. el punto de ebullición será de 3.82°C

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Bioquímico Patricio Arroyo

Elquimico

Hola a todos. Mi nombre es Patricio. Mi especialidad es la Química, soy Bioquímico y profesor de materias exactas. Pero también me encantan otros temas de diverso interés, como por ejemplo, todos los relacionados con la salud y el deporte. Espero que en este sitio encuentren lo que están buscando ya que verán gran diversidad de temas. Pueden dejar comentarios e inquietudes. Les mando un saludo grande y los dejo invitados a suscribirse al boletín mensual para que reciban mis nuevos artículos todos los meses.

73 comentarios

  1. Buen post men, solo una cosita que me enredado en un principio, no podìa organizar los ejercicios porque aparecían todos juntos y no podía organizar los ejercicios. Aun así, excelente tutorial para aprender de propiedades coligativas … Gracias.

  2. excelente por las aclaraciones y los ejercicios de la propiedades coligativas de la soluciones, la exposición es clara y no tiene tantos rodel.
    gracias.

  3. hola excelente post pero me surigo una duda con este ejercicio A cuánto ascenderá el punto de ebullición de una solución que tiene 400 grs. de agua y 28 grs. de urea.

    Podemos usar la fórmula:

    Δ T = (0,52°C/m x 28 grs x 1000) / (180grs/mol x 400 grs)

    Δ T = 0,202°C

    La temperatura final de ebullición para esta solución es de 100.202°C. si lo hago como sale me da pero si lo hago sacando la molalidad me da otro resulta por que es eso ocupe el peso molar de un ejercicio anterior de la urea que habias dado que era 60 y lo otro de donde sacaste ese 180 ? un saludo y gracias cuidate

  4. hello es info muy importaante y es muy xplicado lo q me sucede a m es q me cuesta mucho entenderlo peo hago mis esfuerzo crees q me ayudan un poco mas aparte del material ah y como saben cuando despejar q hay q obserar pa saber q ay q despejar??????????? rax x sus ayudas

    1. Hola. El 1000 (no el 10000), representa los 1000 grs de solvente necesarios para el calculo de la molalidad que se refiere a la cantidad de moles de soluto por 1000 grs de solvente. Y el 180 es el peso molecular de la urea que es el soluto. Si lees la teoría al principio explico la ventaja de usar esta fórmula:
      ∆T =(K.g.1000)/(P.M sto . G)

      1. En un ejercicio pusiste pm glucosa 180 urea 60 y ocupas el de la glucosa uno de los dos ejercicios creo yo esta errado pero muy buen post entendi todito jaja 😀

      2. Disculpame, pero no entiendo! El peso molecular de la urea no es 60?? Estoy igual que Max, no sé de dónde salen los 180.

          1. El problema es que el ejercicio de la urea que fue presentado posee el peso molecular de la glucosa y no el de la urea en si ,ese es el error y también hay otro el de la cantidad de soltó que se agrega en 2L para disminuir el punto de congelación se debe corregir el valor final probablemente error de tipeo en el resultado de moles porque te da 3.44 moles de soluto

  5. Hola tengo un problemas con los ejercicios de soluciones con la Normalidad, que no se como sacarla cuando me la da, por ejemplo me dice: Cuantos miliequivalentes de Acido sulfurico hay en 100mL de solucion 0,25N. Si me pueden ayudar.
    Muchas Gracias

    1. Normalidad es equivalentes de soluto sobre litros de solución.

      Si usas ml en vez de litros obtendrás miliequivalentes en vez de equivalentes.

      mequiv = N x ml

      mequiv = 0,25 N x 100 ml

      25 miliequiv

  6. tengo una serie de problemas que me han superados , no se como hacerlos:
    – Una solución acuosa de un soluto no volátil y no disociado congela a 272,35 K .Calcular la
    molalidad y el punto de ebullición de la misma. Obtenga las constante del agua de tablas
    2.- Calcular el punto de ebullición de una solución que contiene 100 g de sacarosa (C12H22O11)
    en 500 g de agua. Obtener la constante ebulloscópica del agua de tablas
    3.-. Se disuelven 25 g de glucosa (C6H12O6) en 300 g de agua ¿Cuál es la presión de vapor de
    la solución a 50ºC? Obtenga de tablas la presión de vapor del agua a 50ºC.
    4.- Calcular la masa de glicerina (C3H8O3) que debe añadirse a 1 kg de agua para lograr que el
    punto de congelación de la solución sea de -10ºC. Buscar la constante crioscópica del agua en
    tablas.
    Química FI UNPSJB 2015 Página 56
    5.- Cuántos gramos de sacarosa (C12H22O11) deben agregarse a 500 g de agua a 20°C para
    obtener una solución cuya presión de vapor sea 2,0 torr menor que la del agua pura a dicha
    temperatura. Obtenga de tablas la presión de vapor del agua a 20ºC
    6.- En el análisis de un compuesto orgánico se obtuvieron los siguientes resultados: 85,61 % de
    C y 14,39 % de H (porcentaje en masa). Sabiendo que al disolver 0,28 g del compuesto en 100
    g de ciclohexano, el punto de ebullición de este disolvente se elevó en 0,279 °C, (Obtener kb
    del ciclohexano de tabla). Calcular: a) la masa molar del compuesto b) su fórmula molecular.
    7.- a) ¿A qué temperatura congelará una solución acuosa de ácido cítrico (C6O7H8) preparada
    al 20 % m/m?
    b) Calcular la presión de vapor de dicha solución acuosa a 0°C. Obtener la presión de vapor del
    agua pura a 0°C de tabla).
    8.- Se preparó una solución disolviendo 0,250 g de un no electrolito no volátil desconocido en
    40 g de tetracloruro de carbono (CCl4). El punto de ebullición normal de la solución resultante
    aumentó en 0,357 ºC respecto al solvente puro. Calcule la masa molar del soluto. (Kb del CCl4
    = 4,95 °C/m)
    9.- El alcanfor C10H16O funde a 179,8 º C. Si 0,186 g de una sustancia orgánica desconocida se
    disuelven en 22,01 g de alcanfor líquido, se observa que el punto de congelación de la solución
    es de 176,7 ºC. Calcule la masa molar del soluto. (kf de alcanfor = 39,7 °C/m).
    10.- La glicerina (C3H8O3) es un no electrolito no volátil con una densidad de 1,26 g/mL a
    25ºC. Calcule la presión de vapor a 25 ºC de una solución que se preparó agregando 50 mL de
    glicerina a 500 mL de agua. (De tabla obtenga la presión de vapor del agua pura a 25 º C).
    11.- Un radiador de un automóvil contiene 5,5 L de agua y se le agrega etilenglicol
    (C2H2(OH)2) de manera que la temperatura de ebullición sea 101ºC. (Kf y Kb del agua de
    tabla). Calcular:
    a) La molalidad de la solución.
    b) La masa de etilenglicol que se ha agregado al radiador.
    c) La temperatura a la que congela la solución del radiador. Hace ters dias que intento y no puedo!!!!!!!!

    1. Disculpame pero no hacemos trabajos practicos, imaginate el tiempo que me demandaría hacercelos a cada alumno que me tire una enorme cantidad de problemas o mejor dicho un trabajo práctico entero. Te recomiendo que leas la teoría que doy en el post ya que esa es la finalidad, que lo entiendan para que sepan encarar los problemas. También hay un video al final del post, Miralo.

      1. gracias me fueron saliendo de todos modos pero hay uno que no puedo enterderlo y es el de radiador, el ultimo te sería muy complejo poder explicarmelo!!!!!!!!te lo agradeceria mucho

  7. Antes de nada, felicitarte por el excelente post.

    Hay un tema que creo que no lo trata. ¿Qué pasaría si en vez de un soluto hay dos? Por ejemplo, urea y glucosa en agua, ¿cómo se plantearía ese ejercicio?

    Muchas gracias.

  8. Hola tengo una duda no se si entendí bien, el efecto de las propiedades coligativas en los electrolitos y no electrolitos: como los electrolitos se disocian en iones sus propiedades coligativas serán mayores? es decir tendrán mayor descenso de la presión de vapor, mayor descenso del punto de congelación, aumento del punto de ebullición y mayor presión osmótica?

    1. Correcto porque al separarse en iones, habrán más partículas y los efectos coligativos serán mayores. Por ejemplo si se forman 2 iones a partir de una molécula será el doble el efecto coligativo.

  9. quiero un ejercicio de presion de vapor, punto de ebullicion, punto de congelacion, y punto osmotica necesito la respuesta antes del lunes 11 de abril del 2016 please

  10. Hola, sabes que creo que tienes un error fatal en el último ejercicio, el de la aplicación del factor de van’t Hoff… todo bien hasta la fórmula que planteaste, la cual es esta: ΔT = ( Kxg x 1000) x i / (PM sto x G). Pienso que en realidad debería ser ΔT = (K x n sto x 1000 g) x i / g ste . Si estoy mal por favor dime en qué estoy equivocado, estoy en un enredo:c

  11. Soy estudiante de sexto año y apenas soy nuevo en estos tema pero siento que en el primer ejercicio en vez de multiplicarlo al soluto por mil debe dividirse al solvente ya que la molalidad es moles de soluto/kg de disolucion.
    1000g=1kg
    36moles/180grs÷1000
    Con mucho respeto corrigeme si me estoy equivocando porfavor.

    1. Hola, desde ya agradezco tu inquietud pero esta bien resuelto. Molalidad es moles de soluto dividido por kilogramos de solvente. Con una regla de tres lo sacas. Si en 800 grs de solvente hay 0,2 moles de soluto en 1000 grs cuanto hay?. O dividis a los 0,2 moles de soluto por 0,8 kgs y verás que te da lo mismo.

  12. Tengo los datos de una ebulloscopía:
    Masa de agua= 250g
    Punto de ebullición del agua=97,7°C

    Masa del soluto conocido (urea)=12g
    Masa molar de soluto conocido= 60g/mol
    Punto de ebullición de la solución diluida=98,1°C
    Aumento ebulloscópico medido=?

    Masa del soluto desconocido=20g
    Punto de ebullición de la solución diluida=98,5°C
    Aumento ebulloscópico medido= ?

    Tengo que encontrar:
    La masa molar del compuesto desconocido.
    Su Factor de Van’t Hoff.
    El error porcentual.
    Grado de ionización.
    Tipo de electrolito.

  13. Me puedes ayudar en este ejercicio.. Estoy en col y no entiendo muy bien……. Se adicionan 3kg de tolueno a 15litros de agua
    a… A q temperatura congela la mezcla
    B…. A q temperatura hierve ls mezcla en lapaz

    1. Hola usa las fórmulas que explique. El tolueno no es iónico asi que no usarás el factor i. Pasalo a grsmos o sea 3000 grs. Y obviamente necesitas la constante de ebulloscópica y crioscópica del agua. Están los datos en el post, leelo.

  14. Buenas, quisiera que me ayudara con este ejercicio:
    ¿Qué concentración molal de sacarosa en agua se necesita para elevar su punto de ebullición en 1.3 ºC (Ke: 0.52 ºC/mol/kg y temperatura del agua 100ºC)?

  15. soy una persona mayor, docente, estudiando en la universidad y este tutorial me ayudó muchísimo, de verdad lo agradezco, simple y claro dos veces bueno para el que no entiende, suerte y gracias de nuevo.

  16. Disculpe, podría darme algún tipo de tip, soy un asco en química pero es para no reprobarla; quería saber si hay alguna especie de tip o algo que me haga darme cuenta al leer el problema que cosa es que, en el sentido de, esto es el dato uno en tal formula. (ej: como saber el orden para ordenar los datos; * Al azar: calcule la disminución de presión de vapor de una disolución de aspirina (MM= 180.2 g/mol) en 50.0 g de metanol (CH3OH) a 21,2 ªc. El metanol puro tiene una presión de vapor de 101 torr a esta temperatura; Entonces en resumen quisiera saber si tienes algún tip para que apenas vemos el ejercicio identifiquemos cada dato y sepamos que formula usar. Espero que entiendas mi inquietud, la verdad no entiendo mucho de esto. Gracias.

    1. Sofi lo que tenes que hacer es anotar los datos primero en columna o fila. Después relacionas que fórmula te servirá para que encuentres lo que buscas. Por ejemplo, si te preguntan halla la variación de temperatura y tenes la molalidad y la constante del solvente vas a usar la que dice:

      var de T = m x K (de ebullición o crioscópica)

  17. Hola.. Tengo una duda con respecto a este tema de propiedades coligativas, en un examen de la universidad me preguntaron: «¿Por qué se utiliza molalidad en la determinación del ascenso ebulloscopico y descenso crioscopico?».

    Se me ocurren varias razones pero la verdad no estoy segura del por qué, podrías ayudarme con esto? Gracias!!

  18. Yo pense que podria ser porque la molalidad relaciona los moles de soluto con masa de solvente y la masa no varia con la temperatura como si el volumen (molaridad y normalidad), por otro lado que las constantes tanto ebulloscopica como crioscopica estan expresadas como grado sobre molal y dependen del solvente. Pero no estoy segura de esto. Gracias igualmente.

  19. Muy buena informacion!

    Tengo dudas acerca de unos ejercicio y queria ver si me puedes ayudar con ellos.

    Ejercicio No.1

    La presion vapor del CCl4 puro a 25°C, es 114 mm Hg ¿Que cantidad de l2 habra que disolver en 1.00L de CCl4 (d=1.60 g/cm2) para disminuir su presion vapor 1.00 mm Hg?

    Ejercicio No.2

    Calcular la presion osmotica a 25°C de tres disoluciones de azucar, que contienen, respectivamente, las siguientes cantidades de soluto por cada litro de disolucion.

    a) 10.0g b) 25.0g c) 155g

  20. Me parece que la respuesta del ejercico N°3 devería ser 3.44 moles de soluto, en vez de 2.44 moles de soluto, puesto que:
    2000 grs. 1.72 mol / 1000 grs. = 3.44 moles de soluto 🙂

  21. Buenos días, tengo una duda, propiedades coligativas y propiedades coligativas de soluciones, es lo mismo o son diferentes temas??

  22. Hola, me ha gustado mucho el post!!
    Si no es mucha molestia, estoy haciendo un trabajo m y me gustaría saber cuáles son las aplicaciones de le disminución de la presión de vapor. Me refiero a para que se utiliza, ya sea fabricación o algo por el estilo.
    Muchas graciassss

  23. Buenas tardes, si me pueden ayudar en algo por favor? Talvez me podrían responder cuales son las propiedades coligativas que el oro (Au) presenta.

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